Cours Spectroscopie UV-Visible [PDF]

Zitiervorschau

République Algérienne Démocratique et Populaire Ministère de l’Enseignement Supérieur et de la Recherche Scientifique

Université de Biskra Faculté des Sciences Exactes et des Sciences de la Nature et de la Vie Département des Sciences de la Matière

Filière de Chimie

Polycopié de cours Méthodes Spectroscopiques d’Analyse Partie I La spectroscopie dans l’UV-Visible

Dr. Djani Faiçal Maitre de conférences ‘’B’’ 2017/2018

La spectroscopie : “l’œil du chimiste"... L’analyse chimique correspond à un domaine très vaste qui englobe un ensemble de techniques et de méthodes pour déterminer la nature et la composition, voir la structure d’échantillons variés. On la rencontre dans de nombreux secteurs qui vont des plus traditionnels comme ceux de la chimie ou la pharmacie, aux secteurs de la biochimie, de l’agroalimentaire, au diagnostic médical, de l’environnement ou de la sécurité (police scientifique…).

Table des matières La Spectroscopie et la découverte des éléments

1

La spectroscopie ultraviolette-visible (UV-Vis)

3

1.Introduction

3

2.Rayonnement électromagnétique

6

2.1 L’ultraviolet lointain

8

2.2 L’ultraviolet proche

9

2.3 Le visible

9

Spectroscopie UV-Visible

9

Spectre d'absorption UV-Visible

11

4.Transitions électroniques

13

4.1 Groupements chromophores

14

4.2 La conjugaison

14

4.3 Groupements auxochromes

17

4.4 Effet Bathochrome

17

4.5 Effet Hyperchrome

17

4.6 Electron liants

17

a.Molécules saturées

18

b.Molécules insaturées

18

c.Dérivés aromatiques

20

4.7 Electron non liants

21

5. Loi de Beer-Lambert

22

5-1 Historique :

22

5.2 Démonstration mathématique

22

5-3 Limitations et déviations de la loi de Beer-Lambert

24

a) Limitation réelle

24

b) Écarts chimiques

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a) Écarts instrumentales

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6. Règles de Woodward, Fieser et Scott

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6.1 Cétones, aldéhydes acide carboxyliques et esters insaturés

27

6.2 Diènes conjugués

29

6.3 Dérivés carbonyles conjugués au benzène

29

7.Applications

30

•

Solvant

30

•

Chevauchement des bandes

32

7.1 Contrôle de pureté

34

7.2 Identification et détermination de structures

34

7.3 Analyse quantitative

35

Annexes

36

Exercices

37

Résumé des Transitions électroniques et données d’absorption

42

Résumé des Règles de Woodward

43

Références Livres 1- Hamon, M., Pellerin, F., Guernet, M., & Mahuzier, G. (1986). Abrégés de chimie analytiquetome 3: Méthodes Spectrales et Analyses Organiques.

2- Burgot, G., & Burgot, J. L. (2011). Méthodes instrumentales d'analyse chimique et applications: méthodes chromatographiques, électrophorèses, méthodes spectrales et méthodes thermiques. Lavoisier. 3- Silverstein, R. M. (1968). Identification spectrométrique de composés organiques.

4567-

Silverstein, R. M. (2016). Identification spectrométrique de composés organiques. Rouessac , Francis (2011).Techniques instrumentales d'analyse chimique en 23 fiches. Skoog, D. A., & West, D. M. (2015). Chimie analytique. De Boeck Superieur.

Skoog, D. A., Holler, F. J., & Nieman, T. A. (2003). Principes d'analyse instrumentale. De Boeck Supérieur. 8- Atkins, P. W., Jones, L., & Laverman, L. (2017). Principes de chimie. De Boeck Superieur.

9- Biémont, É. (2008). Spectroscopie moléculaire: structures moléculaires et analyse spectrale. De Boeck Supérieur. 10- Hollas, J. M. (2004). Modern spectroscopy. John Wiley & Sons.

11- Banwell, C. N., & McCash, E. M. (1994). Fundamentals of molecular spectroscopy (Vol. 851). New York: McGraw-Hill.

12- Jeanne L. McHale (1998)Molecular Spectroscopy 1st Edition. 13- Svanberg, S. (2012). Atomic and molecular spectroscopy: basic aspects and practical applications (Vol. 6). Springer Science & Business Media.

14- Perkampus, H. H. (2013). UV-VIS Spectroscopy and its Applications. Springer Science & Business Media.

15- Clark, B. J., Frost, T., & Russell, M. A. (Eds.). (1993). UV Spectroscopy: Techniques, instrumentation and data handling(Vol. 4). Springer Science & Business Media.

Sites internet 1- http://uel.unisciel.fr/chimie/spectro/spectro_ch01/co/apprendre_ch1_01.html 2- https://www2.chemistry.msu.edu/faculty/reusch/virttxtjml/spectrpy/uv-vis/spectrum.htm 3- https://fr.slideshare.net/Santachem/uv-visible-spectroscopy 4- https://www.chemguide.co.uk/analysis/uvvisible/theory.html 5- https://www.jove.com/science-education/10204/ultraviolet-visible-uv-vis-spectroscopy 6- https://www.sciencedirect.com/science/referenceworks/9780128032244 7- https://teaching.shu.ac.uk/hwb/chemistry/tutorials/molspec/uvvisab1.htm 8- https://pharmaxchange.info/2013/03/animation-for-the-principle-of-fluorescence-and-uvvisible-absorbance/ 9- http://faculty.sdmiramar.edu/fgarces/labmatters/instruments/uv_vis/cary50.htm 10- https://fr.khanacademy.org/science/organic-chemistry/spectroscopy-jay#uv-vis-spectroscopy

La Spectroscopie et la découverte des éléments

L’ère moderne de la spectroscopie a commencé avec l’observation de spectre du soleil par Sir Isaac Newton en 1672. Dans l’expérience de Newton, les rayons du soleil entraient à travers une petite ouverture dans une chambre noire ou ils traversent un prisme qui les dispersait selon les couleurs du spectre. La première description des caractéristiques spectrales au-delà des simples observations des couleurs a été attribuée en 1802 à Wollaston qui a remarqué des raies noires sur une image photographique du spectre solaire. Ces raies ainsi que plus de 500 autres, que l’on voit sur le spectre solaire, Ont été décrites plus tard en détail par Fraunhofer.

Toutefois il restait à Gustave Kirchhoff et Robert Wilhelm Bunsen en 1859 et 1860 à expliquer l’origine des raies de Fraunhofer. Bunsen avait inventé son fameux bruleur quelques années plus tôt, ce qui lui a permis d’effectuer des observations spectrales de phénomènes d’émission et d’absorption dans une flamme quasi transparente. Kirchhoff a conclu que les raies D sont dues au Sodium présent dans l’atmosphère solaire et que les raies A et B sont dues au Potassium.

1

Les spectres d’émission de plusieurs éléments sont présentés sur la planche en couleur 16. La méthode a trouvé rapidement de nombreuses applications, comme la découverte de nouveaux éléments. On a découvert le Césium et le Rubidium en 1860 puis le thallium en 1861 et l’indium en 1864. L’ère de l’analyse spectroscopique avait vraiment commencé.

2

La spectroscopie ultraviolette-visible (UV-Vis) 1. Introduction Une différence évidente entre certains composés est leur couleur. Ainsi, la quinone est jaune ; la chlorophylle est verte ; les dérivés de 2,4-dinitrophénylhydrazone des aldéhydes et des cétones varient en couleur de jaune vif à rouge foncé, selon la conjugaison à double liaison ; et l'aspirine est incolore. À cet égard, l'œil humain fonctionne comme un spectromètre analysant la lumière réfléchie par la surface d'un solide ou passant par un liquide. Bien que nous voyons la lumière du soleil (ou la lumière blanche) comme uniforme ou de couleur homogène, elle est en fait composée d'une large gamme de longueurs d'ondes de rayonnement dans les parties ultraviolettes (UV), visibles et infrarouges (IR) du spectre.

Comme le montre la figure, les couleurs des composants de la partie visible peuvent être séparées par le passage de la lumière du soleil à travers un prisme, qui agit pour plier la lumière dans des degrés différents en fonction de la longueur d'onde. Le rayonnement électromagnétique tel que la lumière visible est généralement traité comme un phénomène ondulatoire, caractérisé par une longueur d'onde ou une fréquence. La longueur d'onde est définie sur la figure ci-dessous, comme la distance entre les pics adjacents (ou les creux), et peut être désignée en mètres, centimètres ou nanomètres (10-9 mètres).

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La fréquence est le nombre de cycles d'ondes qui dépassent un point fixe par unité de temps, et est habituellement donné en cycles par seconde, ou hertz (Hz). Les longueurs d'onde visibles couvrent une plage d'environ 400 à 800 nm. La plus longue longueur d'onde visible est rouge et la plus courte est violette. Les longueurs d'ondes de ce que nous percevons comme des couleurs particulières dans la partie visible du spectre sont affichées et listées ci-dessous. Dans les diagrammes horizontaux, comme celui en bas, la longueur d'onde augmentera en passant de gauche à droite (nm).

Lorsque la lumière blanche traverse ou est réfléchie par une substance colorée, une partie caractéristique des longueurs d'onde mélangées est absorbée. La lumière restante prend alors la couleur complémentaire à la (les) longueur (s) d'ondes absorbée (s). Ici, les couleurs complémentaires sont opposées. Ainsi, l'absorption de lumière 420-430 nm rend une substance jaune, et l'absorption de lumière 500-520 nm la rend rouge. Le vert est unique en ce qu'il peut être créé par absorption près de 400 nm ainsi que par absorption à près de 800 nm.

4

Les premiers humains évaluaient les pigments colorés et les utilisaient à des fins décoratives. Beaucoup d'entre eux étaient des minéraux inorganiques, mais plusieurs colorants organiques importants étaient également connus. Il s'agissait notamment du pigment cramoisi, de l'acide kermésique, du colorant bleu, de l'indigo et du pigment jaune de safran, de la crocétine. Un dérivé dibromo-indigo rare, la punicine, a été utilisé pour colorier les robes du roi et des riches. Le carotène hydrocarboné orange profond est largement distribué dans les plantes, mais n'est pas suffisamment stable pour être utilisé comme pigment permanent, sauf pour la coloration alimentaire. Une caractéristique commune de tous ces composés colorés, présentée ci-dessous, est un système d'électrons à longue conjugaison.

Certains pigments organiques naturels

L'alizarine est un colorant rouge d'origine végétale extrait de la racine de la garance des teinturiers (Rubia tinctorum L.)

L’indigo est un colorant d'origine végétale extrait de la plante guède (Isatis tinctoria L.)

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Le β-carotène est un pigment photosynthétique (carotte) La matière et les rayonnements électromagnétiques peuvent interagir avec un échange d'énergie. La spectroscopie est considérée comme la science qui étudie le comportement de la matière devant les rayonnements électromagnétiques. Nous pouvons classer les spectroscopies selon différents critères : la nature des matériaux impliqués : atomique, moléculaire ...; la zone spectrale: Uv-VIS, IR, Micro-ondes ...; la nature des transitions: électronique, vibrationnel, spin nucléaire ..., par l'interaction entre matière et énergie: absorption, réflexion, émission ...; par le passage de l'énergie de la matière au champ électromagnétique et vice versa: émission, absorption ... 2. Rayonnement électromagnétique Le rayonnement électromagnétique est une forme d'énergie rayonnante qui a une double nature : a) En tant que fonction d'onde, formée par un composant électrique et magnétique, avec des oscillations sinusoïdales dans des plans perpendiculaires entre eux et perpendiculairement à la direction de propagation de l'onde. Les propriétés de l'onde sont liées à la vitesse de la lumière en : c=λ·ν D’où il résulte que : ν=c/λ Où C, est la vitesse de la lumière, λ est la longueur d'onde et ν est la fréquence. La longueur d'onde est considérée comme la distance entre deux points en phase dans les ondes adjacentes, mesurée le long de la ligne de propagation et la fréquence, le nombre d'ondes passant par un certain point dans l'unité de temps. La longueur d'onde λ est généralement exprimée en microns (μ), millimicrons (mμ), angstrom (Å) ou nanomètres (nm).

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1 μ = 1 000 mμ = 1 000 nm = 10 000 Å = 10–4 cm La fréquence est exprimée en s-1 ou en hertz, ce qui correspond à un cycle par seconde. b) En tant que particule énergétique ou photons, dont l'énergie est : E = h. ν Où h est la constante de Planck. En remplaçant l'expression de la fréquence, ν = c / λ, on trouve : E = h (c / λ) Nous concluons : E = h. c. υ Où υ est le nombre d'onde par centimètre et est exprimé en cm-1 : υ = 1/ λ Il s'ensuit que plus la longueur d'onde est grande, plus la fréquence est faible et moins l'énergie associée à cette onde.

Onde électromagnétique.

Nous appelons le spectre électromagnétique dans l'ensemble de toutes les longueurs d'onde des rayonnements électromagnétiques. Les régions du spectre électromagnétique dans l'ordre croissant de la longueur d'onde et de l'énergie décroissante sont les rayons cosmiques, les rayons généraux, les rayons X, les ultraviolets, les visibles (Uv-VIS), les infrarouges (IR), les micro-ondes et la radio.

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Le rapport de l'énergie à la fréquence nous permet de comprendre que l'énergie des photons augmente avec la fréquence et diminue avec la longueur d'onde. Par conséquent, les effets de différents types de rayonnement sur la matière sont expliqués en termes d'énergie de leurs photons. Le rayonnement Uv-VIS a un effet sur les électrons de liaison. Les énergies sont de l'ordre de 1 à 25 ev. La zone du spectre électromagnétique Uv-Vis est divisée à son tour en : •

La région Uv lointain. Pour les longueurs d’onde comprises entre 10-200 nm.

•

La région Uv proche. Pour les longueurs d’onde comprises entre 200 à 400 nm

•

La région du Vis. Pour les longueurs d’onde comprises entre 400 à 780 nm.

1. L’ultraviolet lointain : Pour les longueurs d’onde comprise entre 10 - 200 nm (énergie : 1200 à 600 kJ1

. mol-1). Dans cette région, l’oxygène O2 et le CO2 de l’aire absorbent les

radiations ; il en est de même le verre et le quartz. Les mesures nécessitent des appareils spéciaux : il faut opérer en atmosphère d’azote : ce type de spectroscopie n’est pas utilisable de manière courante.

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2. L’ultraviolet proche : Pour les longueurs d’onde comprises entre 200 et 400 nm (énergie : 600 à 300 Kj.mol-1). A ces longueurs d’onde le verre absorbe, mais l’air et le quartz sont transparents.

3. Le visible : pour les longueurs d’onde comprises entre 400 et 800 nm, à ces longueurs d’onde le verre n’absorbe plus et cette zone sensiblement aux radiations détectées par l’œil humain.

3.

Spectroscopie UV-Visible

Un schéma de principe d'un spectromètre typique est illustré dans la figure ci-dessous. Le fonctionnement de cet instrument est relativement simple. Un faisceau de lumière provenant d'une source de lumière visible et / ou UV est séparé en son composante de longueur d'onde par un rayon de prisme ou de diffraction. Chaque faisceau monochromatique (longueur d'onde unique) est divisé en deux faisceaux d'intensité égale par un dispositif à demi-miroir. Le faisceau d'échantillon, traverse un petit récipient transparent (cuve) contenant une solution du composé étudié dans un solvant transparent. L'autre faisceau, la référence, traverse une cuvette identique contenant uniquement le solvant. Les intensités de ces faisceaux de lumière sont ensuite mesurées par des détecteurs

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électroniques et comparées. L'intensité du faisceau de référence, qui aurait dû avoir peu ou pas d'absorption de lumière, est définie par I0. L'intensité du faisceau d'échantillons est définie comme IT. Pendant un court laps de temps, le spectromètre analyse automatiquement toutes les longueurs d'ondes du composant de la manière décrite. La région ultraviolette (UV) balayée est normalement de 200 à 400 nm, et la partie visible est de 400 à 800 nm.

Si L'échantillon n'absorbe pas la lumière d'une longueur d'onde donnée, alors I = I0. Cependant, si le composé de l'échantillon absorbe la lumière, alors I est inférieur à I0, et cette différence peut être tracée sur un graphique par rapport à la longueur d'onde. L'absorption peut être présentée comme transmittance (T = I / I0) ou absorbance (A = log I0 / I). Si aucune absorption n'a eu lieu, T = 1,0 et A = 0. La plupart des spectromètres affichent l'absorbance sur l'axe vertical, et la plage habituellement observée est de 0 (100% de transmission) à 2 (1% de transmittance). La longueur d'onde de l'absorbance maximale est une valeur caractéristique, désignée par λmax.

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Différents composés peuvent avoir des maxima d'absorption et des absorbances très différentes. Les composés à absorption intensive doivent être examinés en solution diluée, de sorte que l'énergie lumineuse importante est reçue par le détecteur, ce qui nécessite l'utilisation de solvants complètement transparents (non absorbants). Les solvants les plus couramment utilisés sont l'eau, l'éthanol, l'hexane et le cyclohexane. Les solvants ayant des liaisons doubles ou triples, ou des atomes lourds (par exemple S, Br & I) sont généralement évités. Parce que l'absorbance d'un échantillon sera proportionnelle à sa concentration molaire dans la cuvette d'échantillon, une valeur d'absorption corrigée connue sous le nom d'absorbance molaire est utilisée lors de la comparaison des spectres de différents composés. Exemple : Pour le spectre ci-dessous, une solution de 0,249 mg d'aldéhyde insaturé à 95% d'éthanol (1,42 • 10-5 M) a été placée dans une cuvette de 1 cm pour la mesure, ε = 36 600 pour le pic de 395 nm et 14 000 pour le pic de 255 nm.

Spectre d'absorption UV-Visible Pour comprendre pourquoi certains composés sont colorés et d'autres non, et pour déterminer le rapport de conjugaison à la couleur, nous devons effectuer des mesures précises de l'absorption de lumière à différentes longueurs d'onde dans et à proximité de la

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partie visible du spectre. Les spectromètres optiques commerciaux permettent de réaliser ces expériences avec facilité, et habituellement examinent à la fois les parties ultraviolettes et visibles proches du spectre. La région visible du spectre comprend des énergies de photons de 36 à 72 kcal / mole, et la région ultraviolette proche, jusqu'à 200 nm, étend cette gamme d'énergie à 143 kcal / mole. Le rayonnement ultraviolet ayant des longueurs d'ondes inférieures à 200 nm est difficile à manipuler et est rarement utilisé comme outil de routine pour l'analyse structurale. Les énergies indiquées ci-dessus sont suffisantes pour exciter un électron moléculaire à une orbitale énergétique plus élevée. Par conséquent, la spectroscopie d'absorption réalisée dans cette région est parfois appelée "spectroscopie électronique". Un diagramme montrant les différents types d'excitation électronique qui peut se produire dans les molécules organiques est montré ci-dessous :

Parmi les six transitions décrites, seules les deux énergies les plus faibles sont obtenues par les énergies disponibles dans le spectre de 200 à 800 nm. En règle générale, la promotion électronique des électrons excités provient de l'orbitale moléculaire occupé le plus élevé (HOMO-OML) jusqu'à l'orbital moléculaire inoccupé le plus bas (LUMO-OMAL), et l'espèce résultante est appelée un état excité. Lorsque les molécules d'un échantillon sont exposées à la lumière ayant une énergie qui correspond à une transition électronique possible dans la molécule, une partie de l'énergie

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lumineuse sera absorbée lorsque l'électron est promu à une orbitale énergétique plus élevée. Un spectromètre optique enregistre les longueurs d'onde auxquelles se produit l'absorption, ainsi que le degré d'absorption à chaque longueur d'onde. Le spectre résultant est présenté sous la forme d'un graphe de l'absorbance (A) par rapport à la longueur d'onde, comme dans le spectre d'isoprène montré ci-dessous. Puisque l'isoprène est incolore, il n'absorbe pas dans la partie visible du spectre et cette région n'est pas affichée sur le graphe. L'absorbance varie généralement de 0 (sans absorption) à 2 (99% d'absorption), et est précisément définie dans le contexte de l'opération du spectromètre.

Si le spectre de l’isoprène ci-dessous a été obtenu à partir d'une solution diluée de l'hexane (c = 4 * 10-5 moles par litre) dans une cuvette de l'échantillon de 1 cm, un calcul simple utilisant la formule : A=ζlC Indique une absorption molaire de 20 000 à l'absorption maximale longueur d'onde. En effet, toute l'échelle d'absorbance verticale peut être changée en une échelle d'absorption molaire une fois que cette information sur l'échantillon est en main. En cliquant sur le spectre, cela affichera cette variation dans les unités

4- Transitions électroniques : Elles correspondent pour chacune d’elles au passage d’un électron d’une orbitale liante à une orbitale antiliante et donne lieu à une absorption d’énergie sous forme d’une radiation

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lumineuse d’une longueur d’onde déterminée il est évident que l’environnement (nature des groupements substituants portés par les atomes impliqués) aura un retentissement plus ou moins important sur les niveaux énergétiques correspondant à cette transition. Il est nécessaire de rappeler la signification des principaux termes utilisés dans la spectroscopie UV-Vis

4.1 Groupements chromophores

La présence de bande est liée à l’existence d’absorption UV-Vis de certains groupements fonctionnels dits groupements chromophores (groupements insaturés covalents résponsables de l’absorption) dans la molécule. Ils sont caractérisés par la présence constante dans leurs structures de liaisons multiples, le tableau ci-dessous indique quelques chromophores, leur λmax, leur intensité et le solvant utilisé pour la mesure de ces paramètres.

chromophore

exemple

λmax nm

ζ

solvant

C=O Aldéhyde

Acétaldéhyde

290

17

Hexane

C=O Cétone

Acétone

279

15

Hexane

COOH

Acide acétique

208

32

Ethanol

CO2R

Acétate d’éthyle

211

57

Ethanol

CONH2

Acétamide

178

9500

Hexane

220

63

Eau

Ethylénique

Oct-1-ène

177

12600 Heptane

Alcyne

Oct-2-yne

178

10000 Heptane

Aromatique

benzène

255

215

Hexane

4.2 La conjugaison La présence d’un seul chromophore n’amène pas obligatoirement l’apparition de bandes dans le visible voire dans l’uv proche. Lorsque dans une même molécule coexistent deux

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chromophores isolés, on constate que les caractéristiques d’absorption participent d’un simple effet d’additivité. Par contre, le voisinage de deux ou plusieurs chromophores conduit à un rapprochement des niveaux électroniques. On dit qu’il y a conjugaison. Ainsi le buta-1,3-diène absorbe vers 210 nm alors que l’éthylène absorbe vers 190 nm. Le tétradécahexa-2,4,6,8,10,12-ène qui comporte six double liaisons conjuguées absorbe dans le visible (> 390nm) la couleur perçue est toujours complémentaire de la radiation absorbée. Par exemple l’azulène qui a absorbe dans le rouge-orange (λ = 696 nm). Apparait bleu foncé.

Structure de l’azulène L’enchainement d’instauration entraine la délocalisation des électrons π. Cette délocalisation qui traduit la facilité des électrons de se mouvoir le long de la molécule est accompagnée d’un rapprochement des niveaux d’Energie.

Les conjugaisons peuvent avoir non seulement entre les doubles liaisons, mais encore entre liaisons multiples de toute origine.

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Il faut remarquer que la conjugaison non seulement déplace la bande d’absorption vers le visible mais encore augmente le coefficient d’extinction molaire

16

4.3 Groupements auxochromes A côté des chromophores, on distingue certains atomes comme les halogènes, ou groupement d’atomes comme les restes amino, hydroxyle qui contiennent des électrons moins mobiles que ceux des chromophores et qui, sans être eux-mêmes absorbant dans l’uv ont pour effet d’amplifier ou diminuer l’absorption des chromophores. On les appelle groupements auxochromes. Leur action dépent de la position par rapport à celle du chromophore et s’effectuer par des effet d’inducation électronique statiques ou des résonance électronique. 4.4 Effet Bathochrome L’effet bathochrome correspond à un déplacement du maximum d’adsorption d’une bande vers des longueurs d’onde plus grandes alors que le phénomène inverse correspondant à un effet hypsochrome. 4.5 Effet Hyperchrome L’effet hyperchrome correspond à l’augmentation du coefficient d’extinction molaire au maximum d’absorption alors que l’effet hypochrome correspond à l’effet inverse.

4.6 Electron liants Bien que cette étude soit applicable à toutes les liaisons covalentes appartenant à la chimie minérale ou organique, une étude développée prend l’exemple de deux (2) atomes de carbone, constituants essentiel de la majorité des molécules d’intérêt thérapeutique ou biologique, la notion d’hybridation (Pauling) permet de considérer que les liaisons de

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l’atome de carbone correspondent à des orbitales mixtes (hybrides) provenant de la fusion des orbitales. a) Molécules saturées Dans ces molécules les atomes de carbone s’unissent à quatre atomes, les liaisons étant équivalentes, les quatre orbitales sont elles mêmes équivalentes : il y a hybridation de l’orbitale S avec les orbitales P (hybridation tétragnale SP3). Ces orbitales correspondent à la mise en commun de deux électrons provenant de chacun des atomes concernés par cette liaison. L’angle de valence est de 109°,28 et le recouvrement des orbitales atomiques est excellent, il en résulte que le niveau énergétique est très bas et que la liaison dite σ est très stable. Pour faire passer un électron σ de son orbitale liante (état fondamental) au niveau excité (orbitale anti liante), l’énergie mise en œuvre doit être donc très importante : la transition σ→ σ* est très énergétique et par conséquent, correspond à une longueur d’onde relativement basse. On admet que généralement pour la liaison C−C ou C−H le maximum d’absorption se situe aux environs de 130 nm (uv lointain). Cette transition n’est pas exploitable en analyse courante.

b) Molécules insaturées Dans ces molécules l’atome de carbone peut s’unir seulement aux atomes (double liaison) ou à deux atomes (triple liaisons) dans le premier cas l’orbitale S s’hybride avec deux orbitales P (hybridation trigonale SP2) selon un mécanisme comparable à celui décrit pour l’hybridation SP3 en donnant trois liaisons σ. La différence essentielle réside dans le fait que ces trois liaisons sont situées dans un même plan et que les angles de valence sont de 120°. Le recouvrement des orbitales atomiques est bon : pour les trois liaisons σ le maximum d’absorption est comparable au précédent. La 3eme orbitale est pure : elle est située selon un axe perpendiculaire au plan formé par les axes des orbitales précédentes.

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Le recouvrement des orbitales P (de deux atomes de carbone voisins) dans le cas d’une liaison C=C est médiocre.

Le niveau énergétique de cette liaison π est plus élevé que celui d’une liaison σ. La stabilité de la liaison π est moins grande que celle de la liaison σ. Pour faire passer un électron π de son orbitale liante à une orbitale anti liante, l’énergie à mettre en œuvre est plus faible que celle mentionnée pour la transition σ→ σ*. L’énergie correspondant au premier niveau π* est plus faible que celle du niveau excité σ. La transition π→ π* est moins énergétique que la transition σ→ σ*, le maximum d’absorption se situe à des longueurs d’onde plus grandes. Pour une double liaison isolée en admet que celui-ci se trouve à environ 170 nm.

Lorsqu’une molécule possède plusieurs doubles liaisons non conjuguées, l’effet de la résonance est négligeable du point de vue spectroscopique. Dans le cas ou les doubles

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liaisons sont conjuguées il apparait une délocalisation électronique et l’effet de résonance est important. La conjugaison entraine une modification importante en spectroscopie uvvis. Il est admet qu’une double liaison conjuguée sur un dérivé éthylénique entraine un effet Bathochrome d’environ 30 à 50 nm.

c) Dérivés aromatiques Dans le benzène il existe trois doubles liaisons conjuguées et par conséquent 6 orbitales π possibles, 3 à l’état fondamentales et 3 à l’état excité. Il en résulte 3 transitions possibles correspondant au bandes dont les maximums d’absorption sont les suivants : a) 183 nm et ξ = 47000, b) 207 nm et ξ = 7000, c) 264 nm et ξ = 220.

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4.7 Electron non liants Une molécule organique peut contenir des hétéroatomes possédant un ou plusieurs doublet électronique libre. Dans Le cas de l’oxygène il existe deux doublets électroniques libres : ceux-ci sont des électrons S et P non hybridés dont les orbitales ont des axes perpendiculaires à celui de l’orbitale π. L’exemple le plus simple est celui de formaldéhyde (HCHO), dans cette molécule les électrons σ assurent les liaisons C-H et une liaison C-O, l’autre liaison

C-O est assurée par des électrons π. Les électrons des doublets libres

appelés électrons n, ont des orbitales qui ont pour axes respectivement (ox) pour les électrons S, symbolisés ns et (oy) pour les électrons P, symbolisés nP.

A partir des électrons n, quatre transitions sont théoriquement possibles : ns→ π*, ns→ σ*, np→ π*, np→ σ*, la transition la moins énergétique correspond à la transition np→ π* (la longueur d’onde 270-280 nm).

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5. Loi de Beer-Lambert 5-1 Historique : La colorimétrie visuelle est l’une des plus anciennes méthodes d’analyse. Déjà appliquée du temps des grecs et des romains, elle commence à prendre un caractère scientifique avec Pierre Bouguer (France, 1698 – 1758) qui en 1729 énonce que l'intensité lumineuse décroit de manière exponentielle avec l'épaisseur du matériau traversé. Sa méthode repose uniquement sur des considérations géométriques. En 1760, Johann Heinrich Lambert (Suisse, 1728 - 1777) reprend cet énoncé et le traduit de Manière plus mathématique : ≪ le logarithme de la diminution de lumière est égal au

produit de son opacité par son épaisseur. ≫ Il fait une démonstration qui ressemble aux notations plus proche de l'époque a celle faite dans le paragraphe suivant. Il étudie des

matériaux solides comme des verres. Plus tard, August Beer (Allemagne, 1825 – 1863) s'intéresse aux solutions et établit en 1852 une relation de proportionnalité entre la concentration et

l’absorbance.

Pierre Bouguer

Johann Heinrich Lambert

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5.2 Démonstration mathématique La loi exprime que la diminution de l’intensité (donc du nombre de photons) d’une radiation monochromatique est proportionnelle au nombre de particules (atomes ou molécules) qui absorbent, soit

𝑑𝑑𝑑𝑑

𝑑𝑑𝑑𝑑

= −𝑘𝑘𝑘𝑘, 𝑜𝑜𝑜𝑜 𝑑𝑑𝑑𝑑 est l’intensité lumineuse absorbée à partir

d’une valeur I de l’intensité, par l’augmentation dn du nombre de particules absorbantes. K est une constante. Par intégration entre les limites : I0 intensité initiale et I intensité finale 𝐼𝐼

𝑁𝑁 𝑑𝑑𝑑𝑑 = −𝑘𝑘 � 𝑑𝑑𝑑𝑑 𝐼𝐼0 𝐼𝐼 0

�

Ou bien

ln

𝐼𝐼 = −𝑘𝑘𝑘𝑘 𝐼𝐼0

N est le nombre de molécules ayant absorbé, pour un rayon lumineux de section égale à l’unité. Pour une section de surface s l’équation devient ln

𝐼𝐼 = −𝑘𝑘′𝑁𝑁𝑠𝑠 𝐼𝐼0

La quantité Ns exprime le nombre de particules ayant réalisé l’absorption. Il est plus classique de faire appel pour déterminer ce nombre à la concentration et à l’épaisseur traversée par la lumière. log

𝐼𝐼 = −𝑘𝑘′′𝑙𝑙𝑙𝑙 𝐼𝐼0

Comme toujours, on passe aux logarithmes décimaux

𝐼𝐼

log

𝐼𝐼0 = 𝐴𝐴 = 𝐸𝐸𝐸𝐸𝐸𝐸 𝐼𝐼

L’inversion du rapport 0 a pour but de supprimer le signe négatif. A est nommé extinction, 𝐼𝐼

absorbance, ou densité optique. Le rapport

𝐼𝐼

𝐼𝐼0

est la transmission (transmittance). Il est 𝐼𝐼

souvent exprimé en transmission pour cent : 100 0 . 𝐼𝐼

E est le coefficient d’extinction ou absorptivité (indice d’absorbance). Il est exprimé pour une concentration de 1‰ et une longueur de 1 cm.

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La pharmacopée française utilise également une expression dans laquelle la concentration 1% est exprimée en gramme pour cent, on a alors le coefficient 𝐸𝐸1𝑐𝑐𝑐𝑐

En fin pour tenir compte du poids moléculaire M on utilise l’absorptivité molaire ou coefficient d’extinction molaire Ɛ :

𝐴𝐴 = ƐlC

A = 0 → T = 100 % A = 1 → T = 10 % A=2→T=1% A = 3 → T = 0.1 %

Ɛ=

𝐴𝐴∗𝑀𝑀 𝑙𝑙𝑙𝑙

A = − log 𝑇𝑇

𝑇𝑇 = 10−𝐴𝐴

Meilleur lecture de A est comprise entre 0-2, par ce que les valeurs correspondantes de T, sont comprises entre 100 et 1 %.

Note importante : la loi est une loi limite à "dilution infinie et interactions nulles". La linéarité est perdue aux concentrations élevées (absorbances élevées). La tolérance de non linéarité sera à établir au cas par cas par l'utilisateur pour chacun de ses couples instrument/substance. 5-3 Limitations et déviations de la loi de Beer-Lambert a) Limitation réelle La loi de Beer-Lambert capable de décrire le comportement d'absorption de solution contenant des quantités relativement faibles de solutés dissoutes dans celle-ci (